Классификация комплексных соединений.

(По типу координируемых лигандов)

Аквакомплексы – это комплексные катионы, в которых лигандами являются молекулы H2O. Их образуют катионы металлов со степенью окисления +2 и больше, причем способность к образованию аквакомплексов у металлов одной группы периодической системы уменьшается сверху вниз.[Cu(H2O)6]Cl3

Гидроксокомплексы – это комплексные анионы, в которых лигандами являются гидроксид-ионы OH–. Комплексообразователями являются металлы, склонные к проявлению амфотерных свойств – Be, Zn, Al, Cr.Na2[Zn(OH)4]

Аммиакаты – это комплексные катионы, в которых лигандами являются молекулы NH3. Комплексообразователями являются d-элементы.[Cr(NH3)6Cl3

Ацидокомплексы – это комплексные анионы, в которых лигандами являются анионы неорганических и органических кислот.K4[Fe(ON)6]

(По принадлежности к опред.классу соединений.)

Комплексные кислоты H2[SiF6]

Комплексные основания [Ag(NH3)2]OH

Комплексные соли K2[HgJ4]

(По знаку заряда комплекса)

Катионные комплексы [Zn(H2O)4]⁺²Cl2

Анионные Na2[Zn(OH)4]^2-

Нейтральные Co(NH3)3CL3]⁰

41.Номенклатура к.с. Название комплексного аниона начинают с названия состава внут. сф., в кот.сначала наз-ют лиганды-анионы, прибавляя к их лат.наз-ию «о».Затем лиганды-нейтральные.мол-лы.Cl^—хлоро, SO₄^2—сульфато, OH^--гидроксо, CN^-- циано, NH₃- аммин, H₂O-аква, CO-карбонил.Число лигандов указывают гречес.числительными(2-ди, 3-три, 4-тетра, 5-пента, 6-гекса). Затем называют комплексообразователь, добавляя «ат».в скобках римск.цифрами указ-ют его с.о. после наз-ие катионов внеш.сф. K[Fe(NH₃)₂(CN)₄]-тетрацианодиамминферрат(III) калия.Если в к.с. входит комп-ый катион, то название начинают с внеш.сф. далее лиганды, компл-ль, используя его русское наз-ие и с указ-ем его с.о. [Pt(NH₃)₄Cl₂]Cl₂-хлорид дихлоротетраам- минплатины(IV).Если нейтральный комплекс, то с.о. компл-ля не приводят. [Co(H₂O)₃(NO₂)₂Cl]-хлородинитритотри- аквакобальт.

42.Устойчивость к.с. в растворах. Внутр. и внеш.сф.комплексеого соединения сильно отличаются по устойчивости.Частицы, находящиеся во внеш сф.связаны с комплексом ионной связью и легко отделяются в р-ре.Эта диссоциация- первичная.[Ag(NH₃)₂]Cl→ [Ag(NH₃)₂]⁺+Cl^- Лиганды, наход.во внут.сф.связаны с комп- лексообразователем ковалентной связью и отщипляются в р-ре в очень маленькой степени.Диссоциация вторичная.[Ag(NH₃)₂]⁺↔ Ag⁺+2NH₃ К_равн=К_{нестойкости}= К_нест- мера прочности комплекса, чем она <, тем более устойчив комплекс.

43.Металлы, способы пол-ия. Металлы-это эл-ты, атомы кот.имеют мало электронов на внеш.энерг.ур.(1-3).К Ме относят: s, d, f-эл-ты и некоторые р. Al, Sn, Pb, Bi-р эл-ты.Неактив-ые Ме наход. в природе в свободном самородном сост. (Au, Ir, Pt, режеAg, Cu).Щелочн./щелочно земельные Ме наход.в природе в виде солей: хлориды: NaCl, KCl, MgCl₂ и CaCO₃, BaSO₄. Ме средней активности наход.в виде оксидов/ сульфидов: Al₂O₃, Fe₃O₄, PbS, HgS, FeS₂. Способы получения Ме: 1)пирометаллургия- это процесс восстановления оксидов в безводных условиях при высоких t с помощью угля С(СО), Н₂ и др.активных Ме.

2)гидрометаллургия-способ извлечения Ме и помощью водных р-ров.

3)электрометаллургия-получ.Ме с помощ. Электролиза расплава солей.Пол-ют щелоч./щелоч.зем.Ме и Mg, Al.

44.Механизм возникновения потенциала на границе Металл-растворСтандартные электродные потенциалы.Уравнения Нериста. Если погрузить пластинку активного Ме в воду, то начинается взаимод.ионов Ме с полярными молекулами воды, ориентированнымиу поверхности Ме.В рез-те взаимод.происх.окисление Ме и его гидратированные ионы переходят в р-р, оставляя в Ме электроны, заряд кот.не скомпенсирован полож.заряженными ионами, оставшимеся в Ме:

Ме становится заряженным отриц., а р-р-«+». «+» заряженные ионы из р-ра притягива- ются к «-«заряж.поверхности Ме.На границе Металл-раствор возник.двойной электр.слой.Между Ме и р-ром возник.разность потенциалов-электродный потенциал.На величину электродного потенциала φ влияют: природа Ме, активность ионов Ме, t.Эта зависимость выражается ур.Нериста. φ =φ ⁰+RT/nF∙ Ina, φ -электр.пот-л Ме, В; φ ⁰- стандартный электр.пот. при активности иона Ме=1моль/л, В; R-универс-я газ-вая постоянная=8, 316 Дж/(К∙ моль); Т-темп, К; n-заряд иона Ме; F-постоянная Фарадея= 96487Кл; а-активность ионов Ме в р-ре, моль/л.Если t=25⁰С, то φ =φ ⁰+0, 059/n∙ lga

Методом эксперементального опред.разности потенциалов(∆ φ)в сист.Металл-раствор не сущ.Но можно опред.относительную величину.Для этого нужно составить гальванический элемент из исследуемого Ме и электрода сравнения и измерить ЭДС такого эл-та.Элект- рода сравнения исп.водородный электрод, потенциал кот.=0.

45.Электрохимический ряд напряжений металлов. По величине стандартного электродного потенциала в порядке его↑ все Ме распол.в ряд стандарных электронов \ или просто ряд активности.На основании ряда активности можно сделать выводы: 1)чем ниже знач.φ ⁰, тем более сильным восст-лем явл.Ме, и тем более слабым окис-лем явл.соответствующий. ион Ме.Чем↑ знач.φ ⁰.тем слабее вост-лем Ме и сильнее окисл-лем ион Ме.K, Na- самые сильные вос-ли, Na⁺-слабый ион, Cu, Ag-слабые вос-ли, Сu²⁺-сил.ион.2)Каждый Ме в ряду активности вытесняет все последующие. за нимМе из водных р-ров их солей. Zn+CuSO₄=ZnSO₄+Cu; Cu+ZnSO₄≠ 3)Ме, стоящие до Н могут вытеснять Н из разбавленной кислоты., анионы кот.не проявл.окислит. свойства.Zn+2HCl=ZnCl₂+H₂; Cu+HCl≠.4)чем> разность стандартных электродных потенциалов у 2-х Ме, тем > ЭДС будет у гальванического элемента одного из них.

46. Химические свойства металлов: отношение к воде, кислотам, щелочам, солям, неметаллам. Металлы являются сильными восстановителями, взаимодействуют с различными окислителями.

1. вода.Металлы, стоящие в электрохимическом ряду стандартных электродных потенциалов до магния, являются активными и легко вытесняют водород из воды.

Металлы от магния по железо включительно (имеющие стандартный электродный потенциал меньше -0, 42 В) являются менее активными и с водой могут взаимодействовать при условии разрушения на их поверхности защитных пленок.

2. кислоты.Металлы стоящие в ряду активности до водорода способны вытеснять водород из разбавленныз кислот, анионы которых не проявляют окислительные свойства.

3. щелочи.В щелочах растворяются металлы оксиды и гидроксиды которых амфотерны(AL, Zn, Sn, Be, Pb)

4. соли.Каждый металл в ряду активности вытесняет все последующие за ним металлы из водных растворов их солей.

5. неметаллы.

47. Гальванические элементы: Даниэля-Якоби, Вольта, концентрационные гальванические элементы. Принцип действия, анодные и катодные процессы.

Даниэля-Якоби – медно-цинковый гальванический элемент. Состоит из Си и Zn электродов. которые погружены в растворы CuSO4 и ZnSO4 соотв.ZnSO4=Zn²⁺+SO4^2-, CuSO4=Cu²⁺+SO4^2-, A(-)Zn⁰-2e=Zn²⁺, K(+) Cu²⁺+2e=Cu⁰

Вольта - первичный элемент, у к-рого положит. электрод - медная пластина, отрицат. - цинковая, электролит - р-р хлорида натрия или серной к-ты.(H2SO4=2H⁺+SO4^2-, A(-)Zn⁰-2e=Zn²⁺, K(+) 2H⁺2e=H2.

Концентрационный - электроды и электролит - одинаковой природы. Напряжение в гальваническом элементе возникает за счет разности концентраций электролитов в обеих полуэлементах.

Принцип действия гальванического элемента основан на взаимодействии двух металлов через электролит, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока.

Катодные продукты:

1) Если металл стоит до алюминия (включительно) в Электрохимическом Ряду, то на катоде выделяется водород.

2) Если металл стоит после алюминия до водорода в ЭР, то на катоде выделяется и металл, и водород.

3) Если металл стоит после водорода в ЭР, то на катоде выделяется металл.

Анодные продукты:

1) Если кисл. остаток не содержит кислород (исключение: фториды), то на аноде выделяются анион кисл. остатка.

2) Если кисл. остаток содержит кислород или если это фторид, то на аноде выделяется гидроксид анионы с образованием O2.